Organización de la Tabla Periódica – La tabla periódica tiene la siguiente organización: Los elementos químicos se organizan por el número atómico, en orden creciente de izquierda a derecha; recuerda que este número indica la cantidad de protones o cargas positivas, cuando el átomo es eléctricamente neutro, se tiene la misma cantidad de protones y de electrones, éstos tienen carga negativa.
Como puedes observar en la tabla periódica, el hidrógeno es el elemento 1; el helio, 2; el litio, 3; berilio, 4; boro, 5; carbono, 6; nitrógeno, 7, y así sucesivamente. Encontrarás de manera vertical 18 grupos, los cuales presentan las propiedades de los elementos que lo integran. Los elementos químicos representativos, que pertenecen a los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, tienen el mismo número de electrones de valencia; por ejemplo, los elementos que integran el grupo 1, sus átomos tienen un electrón de valencia; los del grupo 2, dos electrones de valencia; los del grupo 13, tres electrones de valencia y así sucesivamente.
La interpretación de la tabla periódica no sólo se enfoca en conocer la ubicación de los elementos químicos, sino también en sus propiedades y regularidades. Por ejemplo, la valencia, que se define como la capacidad de combinación que tienen los átomos de los elementos químicos, relacionada con el número de electrones de valencia, ubicados en la órbita más externa.
Los electrones de valencia tienen la función de formar las uniones entre átomos iguales o diferentes, y dependiendo del grupo (número de electrones de valencia) presentan la capacidad de donar, recibir o compartir electrones con átomos del mismo elemento o con otros elementos, asimismo, formar un determinado número de enlaces.
Por ejemplo, en el grupo 1 y 17 los átomos de los elementos representativos que los integran forman un enlace. En el grupo 1 los átomos de los elementos químicos tienden a donar su electrón de valencia, mientras que los elementos del grupo 17 reciben un electrón de valencia.
En el grupo 14, como los átomos de los elementos que integran este grupo tienen 4 electrones de valencia, pueden formar 4 enlaces al compartir electrones con otros átomos, tal es el caso del carbono. En el grupo 15, los átomos de los elementos tienen 5 electrones de valencia, por lo que pueden formar tres enlaces al compartir electrones, por ejemplo, el nitrógeno.
En el grupo 16, los átomos de los elementos tienen 6 electrones de valencia, por lo que pueden recibir dos electrones, de manera que pueden formar dos enlaces, como lo pueden observar, en el oxígeno. Recuerda que los electrones de valencia se pueden representar con base en la estructura de Lewis; observa en la imagen los enlaces que forman el amoniaco, el agua y el metano. Por ejemplo, el grupo 2, integrado por berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, cada uno de ellos en la órbita más alejada de su núcleo, tienen 2 electrones de valencia, por lo que tienden a donarlos, formando así dos enlaces. De manera horizontal encuentras los periodos, el periodo que indica cuántas órbitas tiene cada átomo, por ejemplo, el periodo 1, una órbita; el periodo 2, dos órbitas, y así sucesivamente, es decir que los átomos del elemento sodio, al estar en el periodo 3, presentan tres órbitas.
Gracias a la posición de los elementos, encuentras la electronegatividad, la cual se define como la tendencia relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos con los que están enlazados. Observa la siguiente tabla donde Linus Pauling estableció una escala asignada a los átomos de cada elemento químico.
Observa con atención las flechas, ya que indican el orden creciente de electronegatividad.
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¿Que se repiten secuencialmente en la tabla periódica?
Sistema periódico Muchas de las propiedades físicas y todas las químicas de los átomos, dependen de su estructura electrónica y, por tanto, de su situación en el sistema periódico. Las propiedades periódicas se repiten secuencialmente en la tabla periódica.
Energía de ionización Afinidad electrónica. Electronegatividad. Carácter metálico. Volumen atómico. Radio iónico. Radio atómico. Carácter oxidante o reductor
Para comprender y explicar la variación de las propiedades periódicas en un grupo y en un periodo, es imprescindible conocer los conceptos de apantallamiento y carga nuclear efectiva. Apantallamiento En un átomo los protones (de carga positiva) se encuentran en el núcleo y los electrones (de carga negativa) distribuidos en orbitales de diferente energía y a distinta distancia del núcleo. Los electrones más externos son atraídos por los protones del núcleo, ya que se trata de cargas de distinto signo, pero también sufren una fuerza de repulsión debido a los electrones que se encuentran en las otras capas, puesto que son cargas del mismo signo y también, aunque menor de los electrones en su mismo nivel energético.
Esto hace que se disminuya la fuerza con que el núcleo atrae al electrón, este efecto se denomina apantallamiento. Supongamos un átomo neutro, por ejemplo el Na con número atómico 11, tendrá 11 protones en el núcleo y once electrones distribuidos como indica la siguiente configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1,
Los electrones internos ejercen sobre el electrón más externo un apantallamiento de 1. En el caso del magnesio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 además del apantallamiento debido a los electrones de las capas interiores, también existe una repulsión entre los electrones que se encuentran en la misma capa, aunque este apantallamiento es más pequeño que el debido a los electrones internos, es menor de 1.
Carga nuclear efectiva (Z*) Es la diferencia entre la carga nuclear total (el número de protones del átomo, Z) y el apantallamiento. Es la fuerza de atracción real que ejerce el núcleo sobre un electrón. Si no existiera el efecto de apantallamiento, esta fuerza sería la que ejercen todos los protones del núcleo sobre el electrón.
Por ejemplo en el H que solo tiene un electrón no hay apantallamiento y la fuerza sobre el electrón es la que se corresponde a un protón. En los demás átomos, la carga nuclear efectiva es menor que la que ejercen los protones del núcleo. Z* = Z – a donde Z* es la carga nuclear efectiva, Z el número atómico y a el apantallamiento.
Vamos a ver como varía la carga nuclear efectiva en un grupo y en un periodo del SP. Hemos visto que el apantallamiento debido a los electrones interiores tiene un valor de 1, y aunque el apantallamiento debido a los electrones de la misma capa es diferente según se encuentren en orbitales s, p, d o f, para simplificar vamos a considerar que es igual para todos y tiene un valor de 0,5.
Variación de Z* en un grupo Consideramos el grupo 1 de los metales alcalinos: Li (Z = 3) 1s 2 2s 1 como tiene dos electrones internos, el apantallamiento sobre el electrón más externo es 2 (1 por cada electrón) y como en el nivel 2 no hay más electrones, no existe ese tipo de apantallamiento.
Su carga nuclear efectiva es: Z* = 3 – 2 = 1 Es decir el electrón 2s sufre una fuerza de atracción como si solo existiera un protón en el núcleo. Na (Z = 11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 tiene 10 electrones internos y cada uno ejerce un apantallamiento de 1. Z* = 11 – 10 = 1 K (Z = 19) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Z* = 19 – 18 = 1 Vemos que la carga nuclear efectiva no cambia al desplazarnos por un grupo,
Ahora vemos como varía en un periodo, por ejemplo en el 3. Na ya hemos visto que tiene una carga nuclear efectiva Z* = 1 Mg (Z = 12) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 tiene 10 electrones internos que ejercen un apantallamiento 10 (1 por cada electrón) y un electrón en su mismo nivel electrónico que, para simplificar vamos a suponer que ejerce un apantallamiento 0,5.
Z* = 12-10-0,5 = 1,5 Al (Z = 13) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 10 de los electrones internos y 2 electrones en su mismo nivel. Z* = 13-10-1 = 2 Si (Z = 14) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 Z* = 14-10-1,5= 2,5 Aunque estos números no son reales ya que los electrones del mismo nivel no ejercen un apantallamiento de, exactamente 0,5, nos sirve para comprobar que el un periodo la carga nuclear efectiva aumenta hacia la derecha.
Esto se traduce en que en un periodo los electrones externos están más atraídos por el núcleo a medida que nos desplazamos hacia la derecha.
¿Qué patrones o tendencias hay en la tabla periódica?
Hay cinco propiedades o tendencias periódicas generales: el radio atómico, la primera energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el carácter metálico.
¿Cuáles son los elementos que no cumplen con la regla del octeto?
Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Fósforo, Azufre, Selenio, Silicio,y helio en general se presenta en elementos del grupo principal a partir del tercer periodo (nP, n≥3).
¿Cuál es la regla del dueto?
Regla del dueto – El hidrógeno posee un electrón en su capa de valencia y el gas noble más cercano es el helio que posee dos electrones. Cuando el hidrógeno se une a otros átomos, llena su capa de valencia con dos electrones, lo que también se conoce como regla del dueto.
- En el ejemplo del agua, el oxígeno se rodea con ocho electrones, mientras los hidrógenos se llenan con dos electrones:
- Vea también,
¿Cómo se hace el octeto de Lewis?
Regla del octeto y estructura de Lewis – La estructura de Lewis permite visualizar los electrones libres y compartidos. Otro de los grandes aportes de Lewis a la química fue su célebre forma de representar las uniones atómicas, hoy conocida como “estructura de Lewis” o “fórmula de Lewis”. Consiste en colocar puntos o guiones para representar los electrones compartidos en una molécula y los electrones que queden libres sobre cada átomo.
- Este tipo de representación gráfica bidimensional permite saber la valencia de un átomo que interactúa con otros en un compuesto y si forma enlaces simples, dobles o triples, todo lo cual incidirá en la geometría molecular.
- Para representar una molécula de este modo necesitamos elegir un átomo central, que será rodeado por los demás (llamados terminales) estableciendo enlaces hasta alcanzar las valencias de todos los involucrados.
Los primeros suelen ser los menos electronegativos y los segundos los más electronegativos. Por ejemplo, la representación del agua (H 2 O) muestra los electrones libres que tiene el átomo de oxígeno, además se pueden visualizar los enlaces simples entre el átomo de oxígeno y los átomos de hidrógeno (los electrones que pertenecen al átomo de oxígeno están representados en color rojo y los de los átomos de hidrógeno en color negro). Sigue con: Oxidación
¿Qué es un enlace químico y cuántos tipos hay?
Los 10 tipos de enlaces químicos (explicados con ejemplos) Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos los átomos para formar las moléculas. Hay tres tipos de enlaces entre átomos: metálico, iónico y covalente. Gracias a estos enlaces se forman todos los compuestos que existen en la naturaleza.
| Tipos de enlace químico | Característica | Ejemplos | |
|---|---|---|---|
| Metálico | Los iones metálicos flotan en un mar de electrones en movimiento. | Elementos metálicos: sodio, bario, plata, hierro, cobre. | |
| Iónico | Transferencia de electrones de un átomo a otro. | Cloruro de sodio Na + Cl – | |
| Covalente | No polar | Comparte electrones de forma equitativa entre dos átomos. | Hidrógeno molecular H-H ó H 2 |
| Polar | Comparte electrones de forma desigual entre dos átomos. | Molécula de agua H 2 O | |
| Simple | Comparte un par de electrones. | Molécula de cloro Cl 2 Cl-Cl | |
| Doble | Comparte dos pares de electrones. | Molécula de oxígeno O 2 O=O | |
| Triple | Comparte tres pares de electrones. | Molécula de nitrógeno N≣N o N 2 | |
| Dativo | Solo uno de los átomos comparte los electrones. | Enlace entre el nitrógeno y el boro en el compuesto amoníaco-trifluoruro de boro. | |
| Fuerzas intermoleculares | Puente de hidrógeno | Los hidrógenos de una molécula son atraídos por los átomos electronegativos de otra molécula. | Los puentes de hidrógeno entre el hidrógeno de una molécula de agua con el oxígeno de otra molécula de agua. |
| Dipolo-dipolo | Moléculas con dos polos eléctricos atraen a los polos opuestos de otras moléculas. | Interacciones entre las moléculas de metanal H 2 C=O |
El enlace metálico es la fuerza de atracción entre los iones positivos de los elementos metálicos y los electrones negativos que se encuentran libres moviéndose entre los iones. Los átomos de metal están fuertemente empaquetados, esto permite que los electrones se muevan dentro de la red de átomos. Cuando los electrones de un metal se “deslocalizan”, el núcleo del metal queda positivo y el metal se mantiene unido por los electrones negativos que se mueven por la estructura.
¿Cómo se determina el tipo de enlace de acuerdo a la electronegatividad?
Una manera de predecir el tipo de enlace que se forma entre dos elementos es comparar su electronegatividad. En general, las diferencias grandes en electronegatividad resultan en enlaces iónicos, mientras que las diferencias más pequeñas resultan en enlaces covalentes.
¿Cómo es la electronegatividad en los diferentes tipos de enlace?
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo. La diferencia de electronegatividad influye en el tipo de enlace químico. En forma aproximada para dos átomos enlazados con una diferencia de electronegatividad mayor de 1.7 se produce un enlace iónico.
